O cloro pode ser produzido pela ação do ácido nítrico sobre um cloreto? Sustente sua resposta em relação aos potenciais de redução. Escreva a equação que representa a reação.
\mathrm{NO}_{3}{ }^{-}{ }_{(\mathrm{aq})}+4 \mathrm{H}^{+}{ }_{(\mathrm{aq})}+3 \mathrm{e}-\quad \mathrm{NO}_{(\mathrm{g})}+2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{l})} \quad \mathrm{E}^{\circ}=+0,96 \mathrm{~V}
2 \mathrm{Cl}^{-}{ }_{(\mathrm{aq})} \longrightarrow \mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})}+2 \mathrm{e}-\quad \mathrm{E}^{\circ}=-2,87 \mathrm{~V}

Passo 1

O enunciado pergunta se o cloro pode ser produzido pela ação do ácido nítrico sobre um cloreto e pede que isso seja sustentado com base em potenciais de redução. As informações fornecidas no enunciado são as seguintes:
\text{Redução:}\quad \mathrm{NO}_3^-_{(aq)} + 4\,\mathrm{H}^+_{(aq)} + 3\,\mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{NO}_{(g)} + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}\qquad E^\circ = +0,96\\ \mathrm{V}
\text{(no enunciado aparece)}\quad 2\,\mathrm{Cl}^-_{(aq)} \longrightarrow \mathrm{Cl}_{2(g)} + 2\,\mathrm{e}^- \qquad E^\circ = -2,87\\ \mathrm{V}
O que é pedido explicitamente:
  • Dizer se o cloro ( \mathrm{Cl}_2) pode ser produzido oxidando \mathrm{Cl}^- com ácido nítrico.
  • Justificar a resposta usando potenciais de redução.
  • Escrever a equação que representa a reação global (se aplicável).

Passo 2

Conceito-chave (aula rápida): potenciais padrão de eletrodo e espontaneidade
  • Cada potencial E^\circ que usamos é o potencial padrão de redução da meia-reação (ou seja, a forma escrita como redução).
  • Para saber se uma reação redox entre duas semirreações é espontânea nas condições padrão, escolhemos como redução (catodo) a semirreakção com maior E^\circ (mais positiva) e como oxidação (anodo) a semirreação com menor E^\circ.
  • A força elétrica da célula padrão é dada por
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{catodo}} - E^\circ_{\text{anodo}}
onde ambos os E^\circ são potenciais de redução.
  • Se E^\circ_{\text{cel}}>0 a reação direta (redução no cátodo e oxidação no anodo) é espontânea; se E^\circ_{\text{cel}}<0 não é espontânea nas condições padrão.

Passo 3

Atenção a um detalhe prático: o enunciado listou a meia‑reação do cloro na forma de oxidação e associou a ela E^\circ=-2,87\\ \mathrm{V}. Por convenção os E^\circ que usamos são potenciais de redução. A meia‑reação usual de redução do cloro é
\mathrm{Cl}_2 + 2\,\mathrm{e}^- \longrightarrow 2\,\mathrm{Cl}^- \qquad E^\circ = +1,36\\ \mathrm{V}
Esse valor E^\circ=+1,36\\ \mathrm{V} é o potencial padrão de redução conhecido para o par \mathrm{Cl}_2/\mathrm{Cl}^- (tabela padrão). Portanto, para comparação correta tomamos:
E^\circ(\text{NO}_3^-/\text{NO})=+0,96\\ \mathrm{V}
E^\circ(\text{Cl}_2/\text{Cl}^-)=+1,36\\ \mathrm{V}
(obs.: o número -2,87\\ \mathrm{V} fornecido no enunciado não corresponde ao potencial padrão de redução do par \mathrm{Cl}_2/\mathrm{Cl}^-; por isso usaremos o valor tabulado +1,36\\ \mathrm{V} para a comparação correta.)

Passo 4

Identificação de cátodo e ânodo:
  • O potencial de redução maior é E^\circ(\mathrm{Cl}_2/\mathrm{Cl}^-)=+1,36\\ \mathrm{V}. Logo, se houver competição, o cloro (ou melhor, o par \mathrm{Cl}_2/\mathrm{Cl}^-) tende a ser reduzido, não oxidado.
  • A redução do nitrato para \mathrm{NO} tem E^\circ=+0,96\\ \mathrm{V}, menor que +1,36\\ \mathrm{V}, portanto o nitrato é um oxidante mais fraco que o \mathrm{Cl}_2 (quando comparado por esses pares).
Para testar se o ácido nítrico (nitrato em meio ácido) pode oxidar \mathrm{Cl}^- a \mathrm{Cl}_2, tomamos:
  • cátodo (redução): \mathrm{NO}_3^- + 4\,\mathrm{H}^+ + 3\,\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{NO} + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} com E^\circ=+0,96\\ \mathrm{V}
  • ânodo (redução escrita para comparação): \mathrm{Cl}_2 + 2\,\mathrm{e}^- \rightarrow 2\,\mathrm{Cl}^- com E^\circ=+1,36\\ \mathrm{V}

Passo 5

Cálculo do potencial padrão da célula:
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{catodo}} - E^\circ_{\text{anodo}} = +0,96 - (+1,36) = -0,40\\ \mathrm{V}.
Interpretação: E^\circ_{\text{cel}} = -0,40\\ \mathrm{V} indica que, nas condições padrão, a reação em que o nitrato se reduz a \mathrm{NO} enquanto \mathrm{Cl}^- é oxidado a \mathrm{Cl}_2 NÃO é espontânea. Ou seja, termodinamicamente o ácido nítrico (na forma dessa semirreação) não é forte o suficiente para oxidar \mathrm{Cl}^- a \mathrm{Cl}_2.

Passo 6

Equação global balanceada (esta seria a soma estequiométrica se tentássemos combinar as duas meias‑reações; nós a montamos para deixar explícito o que ocorreria estequiometricamente):
  • Multiplicamos a semirreação do nitrato por 2 (para ter 6 elétrons) e a semirreação do cloreto/ cloro por 3:
2\big(\mathrm{NO}_3^- + 4\,\mathrm{H}^+ + 3\,\mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{NO} + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}\big)
3\big(2\,\mathrm{Cl}^- \longrightarrow \mathrm{Cl}_2 + 2\,\mathrm{e}^- \big)
Somando as duas (elétrons se cancelam) obtemos a reação global hipotética:
2\,\mathrm{NO}_3^- + 8\,\mathrm{H}^+ + 6\,\mathrm{Cl}^- \longrightarrow 2\,\mathrm{NO} + 4\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} + 3\,\mathrm{Cl}_2.
Mas atenção: apesar de estar estequiometricamente correta, essa reação é termodinamicamente desfavorável nas condições padrão porque E^\circ_{\text{cel}}<0.

Passo 7

Observações finais e intuição prática (para a prova e para o laboratório):
  • Conclusão termodinâmica: o ácido nítrico (na forma da meia‑reação dada) não oxida \mathrm{Cl}^- a \mathrm{Cl}_2 sob condições padrão, pois o par \mathrm{Cl}_2/\mathrm{Cl}^- tem potencial de redução mais positivo que o par \mathrm{NO}_3^-/\mathrm{NO}.
  • Importante: condições não‑padrão (concentrações muito altas, temperaturas elevadas, presença de catalisadores, caminhos de reação alternativos) podem permitir reações diferentes na prática, e ácidos nítricos concentrados e quentes podem reagir com cloretos formando outros produtos (por exemplo \mathrm{NOCl} e outros cloretos nitrosos), mas sob a análise de potenciais padrão mostrada acima, a formação direta de \mathrm{Cl}_2 não é favorável.

Resposta

Não — termodinamicamente, sob condições padrão, o ácido nítrico não oxida \mathrm{Cl}^- a \mathrm{Cl}_2 porque
E^\circ_{\text{cel}} = +0,96 - (+1,36) = -0,40\\ \mathrm{V} < 0.
A equação global hipotética (balanceada) seria:
2\,\mathrm{NO}_3^- + 8\,\mathrm{H}^+ + 6\,\mathrm{Cl}^- \longrightarrow 2\,\mathrm{NO} + 4\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} + 3\,\mathrm{Cl}_2.

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